2.7 化学反应焓
2-7化学反应焓
B
•νB是化学计量数，量纲为1。
•同一化学反应，方程式写法不同，同一物质的化学计 量数不同； • 表示反应过程中各物质的量的转化的相对比例关系， 而非绝对值；
2
（2）反应进度（extent of reaction ）
设某任一反应 dD +eE+…
3
引入反应进度的优点：
是对化学反应的整体描述， 在反应进行到任意时刻， 可以用任一反应物或生成物来表示反应进行的程度，所 得的值都是相同的.
反应进度被应用于反应热的计算、化学平衡和反应速率的 定义等方面。
注意： 应用反应进度，必须与化学反应计量方程 相对应。（反应进度与反应计量数有关） 例如：
H2 Cl 2 2HCl
B( g )
2).对于只有凝聚相的恒温反应，因固体和 液体在 反应中引起的体积 变化很小近似有W≈0及Δ(pV) ≈0 ， ∴该反应过程的 Q≈ΔU≈ΔH。
13
例： 在300K标准状态下，理想气体反应： A(g) 3B(g) 2D(g)
的
rUm 87.23kJ mol1 r Hm
求在300K标准状态下，该反应的
14
A(g) 3B(g) 2D(g)
rUm 87.23kJ mol1 解： 300K时：
Qp,m QV ,m RT B ( g)
r Hm rUm RT (1 3 2)
87230 8.314 300(2) 99.22kJ mol1
r Hm νB Hm (B) B
r H
m
只是温度的函数，则
r H f(T)
m
化学反应中的能量变化焓与热量的计算
化学反应中的能量变化焓与热量的计算在化学反应中，能量变化是一个重要的物理量，用来描述反应中的能量转化情况。
能量变化可以通过焓来表示，而热量则是能量的一种体现方式。
本文将介绍如何计算化学反应中的能量变化焓以及相应的热量。
1. 反应焓的定义与表达式在化学反应中，焓（enthalpy）是描述系统热力学性质的一个重要参量。
化学反应中的焓变化（ΔH）定义为反应前后系统的焓差，即产物的焓减去反应物的焓。
ΔH = H(产物) - H(反应物)焓可以通过热容（C）和温度（T）来计算，其中热容表示单位温度变化时系统吸收或释放的热量。
2. 焓变的计算方法化学反应的焓变可以根据反应物和产物的反应焓进行计算。
相应的计算方法有两种：(1) 根据物质的化学计量比来计算焓变。
这种方法通过将反应物和产物的焓乘以化学计量比来计算反应的焓变。
例如，对于化学反应：aA + bB → cC + dD焓变可以表示为：ΔH = cH(C) + dH(D) - aH(A) - bH(B)(2) 使用热化学方程式计算焓变。
这种方法通过已知的热化学方程式和相应的焓值来计算焓变。
例如，对于形成反应（formation reaction）：C(graphite) + O2(g) → CO2(g)可以使用已知的焓值来计算焓变。
假设已知的焓为：ΔH(C(graphite)) = 0 kJ/molΔH(O2(g)) = 0 kJ/molΔH(CO2(g)) = -393.5 kJ/mol则焓变为：ΔH = ΔH(CO2(g)) - [ΔH(C(graphite)) + ΔH(O2(g))]3. 热量的计算热量是能量的一种体现方式，在化学反应中热量的计算可以通过焓变来得到。
根据热力学第一定律，能量守恒，热量的计算可以使用以下公式：q = ΔH其中，q表示热量，ΔH表示焓变。
热量的单位通常使用焦耳（J）或千焦（kJ）。
在实际应用中，常使用摩尔焓变和摩尔热量来计算热量。
化学反应焓
化学反应焓化学反应的焓（enthalpy）简单来说是指在反应过程中发生的热量。
化学反应的焓是一个重要的概念，其影响可以深远，值得我们去深入研究。
首先，要了解化学反应的焓是什么，就必须先研究化学反应本身。
化学反应是指由原材料到最终产物的转变过程，原材料对应于化学反应的起始物质，而产物则代表反应的最终物质。
反应中，涉及到物质组成的变化，所以往往也伴随着能量的变化，而化学反应的焓就是指这种能量变化。
其次，要深入研究化学反应的焓，就要知道它的实际状况是如何的。
从一般的热力学的角度来看，就包含两部分，一部分是改变了热量的把握，另一部分则是改变了反应物的组成。
所以，在化学反应中，焓的变化有两部分：一部分是由放热或收热产生的热量变化，另一部分是由反应物组成的变化所引起的热量变化。
此外，需要注意的是，不同的反应有不同的焓。
在热力学中，焓变的大小取决于反应的特性，即反应的热量，电荷大小、核外子数量等因素。
在化学反应中，可以分为正反应和负反应，正反应的焓变为正值，表明反应的热量有所增加；而负反应的焓变为负值，表明反应的热量有所减少。
最后，应该指出的是，化学反应焓的变化会影响到反应速率，反应速率又会影响到该反应最终的结果。
当一种化学反应的焓为正，表明反应的热量有所增加，那么反应本身的反应速率就会加快，最终会给出一个更大的焓变和更多的产物。
反之，一种化学反应的焓变较小，反应速率也就会变慢，最终产生的产物也就较少。
综上所述，化学反应的焓对整个化学反应来说是一个至关重要的概念，其影响可以深远。
所以，值得我们深入地去研究这一重要的概念，从而更好地理解化学反应的本质，从而更好地掌握和应用这一重要的物理概念。
高二化学反应焓知识点
高二化学反应焓知识点在化学领域，反应焓（enthalpy）是指反应过程中吸热或放热的能量变化。
学习和理解化学反应焓的知识点对于高中化学学科的学习至关重要。
本文将介绍高二化学中与反应焓相关的一些重要知识点。
一、反应焓的定义反应焓是指在化学反应过程中热量的变化，用ΔH表示，单位是焦耳/摩尔（J/mol）。
当一化学反应发生时，反应物与生成物之间发生的化学键断裂和形成所伴随的能量变化，即为反应焓。
二、反应焓的正负值1. 吸热反应：当化学反应吸收能量时，反应焓的值为正。
吸热反应常见于燃烧、溶解和蒸发等过程中。
2. 放热反应：当化学反应释放能量时，反应焓的值为负。
放热反应常见于热化学反应和酸碱中和反应等过程中。
三、热化学方程式化学反应可以使用化学方程式来表示，而热化学方程式则在化学方程式的基础上添加了反应焓的信息。
热化学方程式的一般形式如下：化学反应物（状态）→ 化学生成物（状态） + 反应焓（ΔH）。
根据反应焓的正负值，可以将热化学方程式分为吸热反应和放热反应两种情况。
例如：吸热反应示例：NH₄Cl(s) + H₂O(l) → NH₄⁺(aq) + Cl⁻(aq) ΔH > 0放热反应示例：C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH < 0四、焓变的计算反应焓的变化量被称为焓变（enthalpy change），用ΔH表示，单位仍然是焦耳/摩尔（J/mol）。
焓变的计算可以通过测量反应过程中的热量变化来实现。
焓变的计算公式为：ΔH = ∑ΔH(生成物) - ∑ΔH(反应物)。
其中，∑ΔH(生成物)表示生成物的反应焓之和，∑ΔH(反应物)表示反应物的反应焓之和。
需要注意的是，焓变的值与反应物和生成物的物质的量有关，所以在计算时要根据化学方程式中的系数来确定具体的物质的量。
五、焓变和反应类型的关系不同类型的化学反应具有不同的焓变特点。
1. 生成键能较小的反应：当反应中生成的新化学键的能量较小时，反应焓为负，即反应会放热。
2.7 化学计量数、反应进度和标准摩尔反应焓
r H m r H vB H m* ( B)
B
2.7化学计量数、反应进度和标准摩尔反应焓
4.标准摩尔反应焓
标准压力：
p 100kPa
气体的标准态：在标准压力下表现出理想气体性质的状态。 液态、固体的标准态：标准压力下纯液体、纯固体状态。 一定温度下，化学反应的标准反应焓：任何物质均处于温度T 的标准状态下的摩尔反应焓。 定义：
nN2 vN2 1mol (1) 1
而
1 3 N 2 (g)+ H 2 (g) == NH3 (g) 2 2
v(N2 ) -1 2, v(H2 ) -3 2, v(NH3 ) 1 nN2 vN2 1mol (0.5) 2
2.7化学计量数、反应进度和标准摩尔反应焓 3.摩尔反应焓
积分得到
d dnB vB
0 nB vB
思考题：
同一化学反应方程式写法不同，同一物质的化学计量数和 反应进度相同吗？ 答：不同，如Δ n(N2) = -1 时 对反应 N2 (g)+3H2 (g) == 2NH3 (g)
v(N2 ) -1, v(H2 ) -3, v(NH3 ) 2
r H m vB H m ( B)
B
H m ( B) ：参与反应的物质B(反应物及生成物)的标准摩尔焓。
2.7化学计量数、反应进度和标准摩尔反应焓 1.化学计量数
将任意方程式 写作 并表示成
aA+bB== yY+zZ
0 aA-bB+yY+zZ0来自vBBB
式中B表示化学反应中的分子、原子或离子，
vB
则为数字或简分数，称为B的化学计量数。
化学反应热与化学反应焓的计算
焓变与反应方向
焓变：表示反应过 程中的能量变化
反应方向：焓变影 响反应进行的方向
焓变与反应速率： 焓变影响反应速率
焓变与平衡常数： 焓变影响化学反应过程中的能量变化，与反应速率密切相关。 焓变越大，反应速率越快，反应所需时间越短。 焓变对反应速率的影响可以通过温度和压力等因素来调节。 了解焓变与反应速率的关系有助于更好地控制化学反应过程。
计算方法
定义：化学反应焓是指在一定温度和压力下，化学反应过程中所释放或吸收的热量，用符号ΔH 表示。
计算公式：ΔH=Σ(反应物焓)-Σ(产物焓)，其中Σ表示物质焓的加和。
注意事项：在计算过程中，需要注意反应物和产物的摩尔数以及焓值，以避免误差。
影响因素：化学反应焓受温度、压力、反应物和产物的性质等因素影响。
焓变是反应过程 中的能量变化， 与反应机理密切 相关。
过渡态是反应过 程中的中间状态， 具有较高的能量。
焓变的大小决定 了反应是否自发 进行，而过渡态 的稳定性决定了 反应速率。
通过了解焓变与 反应过渡态的关 系，可以更好地 理解反应机理和 反应条件。
焓变与反应速率常数的关系
焓变影响反应过 程中的能量变化， 进而影响反应速 率
焓变与熵变的关系
热力学第二定律
熵增原理：在封闭系统中，自发反 应总是向着熵增加的方向进行
热力学第二定律的意义：揭示了热 力学过程的方向性和限度，解释了 为什么有些反应能够自发进行
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焓变与熵变的关系：在等温、等压 条件下，自发反应总是向着焓减少、 熵增加的方向进行
热力学第二定律的应用：用于判断 反应自发进行的方向和限度，以及 能源利用和环境保护等领域
化学反应热量的计算与反应焓
化学反应热量的计算与反应焓一、化学反应热量的概念1.化学反应热量：化学反应过程中放出或吸收的热量，简称反应热。
2.放热反应：在反应过程中放出热量的化学反应。
3.吸热反应：在反应过程中吸收热量的化学反应。
二、反应热量的计算方法1.反应热的计算公式：ΔH = Q（反应放出或吸收的热量）/ n（反应物或生成物的物质的量）2.反应热的测定方法：a)量热法：通过测定反应过程中温度变化来计算反应热。
b)量热计：常用的量热计有贝克曼温度计、环形量热计等。
三、反应焓的概念1.反应焓：化学反应过程中系统的内能变化，简称焓变。
2.反应焓的计算：ΔH = ΣH（生成物焓）- ΣH（反应物焓）四、反应焓的计算方法1.标准生成焓：在标准状态下，1mol物质所具有的焓值。
2.标准反应焓：在标准状态下，反应物与生成物标准生成焓的差值。
3.反应焓的计算公式：ΔH = ΣH（生成物）- ΣH（反应物）五、反应焓的应用1.判断反应自发性：根据吉布斯自由能公式ΔG = ΔH - TΔS，判断反应在一定温度下的自发性。
2.化学平衡：反应焓的变化影响化学平衡的移动。
3.能量转化：反应焓的变化反映了化学反应中能量的转化。
六、反应焓的单位1.标准摩尔焓：kJ/mol2.标准摩尔反应焓：kJ/mol七、注意事项1.反应热与反应焓是不同的概念，但在实际计算中常常相互关联。
2.反应热的测定应注意实验误差，提高实验准确性。
3.掌握反应焓的计算方法，有助于理解化学反应中的能量变化。
综上所述，化学反应热量的计算与反应焓是化学反应过程中重要的知识点。
掌握这些知识，有助于深入理解化学反应的本质和能量变化。
习题及方法：1.习题：已知1mol H2(g)与1mol O2(g)反应生成1mol H2O(l)放出285.8kJ的热量，求0.5mol H2(g)与0.5mol O2(g)反应生成1mol H2O(l)放出的热量。
解题方法：根据反应热的计算公式ΔH = Q/n，其中Q为反应放出的热量，n为反应物或生成物的物质的量。
化学反应的热力学与反应焓的计算
化学反应的热力学与反应焓的计算热力学是研究物质热现象和能量转化规律的一门科学。
在化学领域中，热力学用来描述和解释化学反应的各种热现象和能量转化过程。
其中一个重要的参数是反应焓，它可以用来计算反应的热变化。
反应焓是指在常压下，化学反应中物质的热变化。
反应焓（ΔH）可以通过以下公式来计算：ΔH = H(产物) - H(反应物)其中H表示物质的焓值，反应焓的单位通常是千焦耳/摩尔（kJ/mol）或卡路里/摩尔（cal/mol）。
热力学中的一项基本定律是能量守恒定律，它表明在封闭系统中，能量不能被创造或者消失，只能从一种形式转化为另一种形式。
对化学反应来说，这意味着反应前后的能量总量应该保持不变。
反应焓的计算正是基于这个定律。
在计算反应焓时，首先需要确定反应物和产物的化学计量关系。
这可以通过化学方程式来确定。
以A、B为反应物，C、D为产物的反应可以表示为：aA + bB -> cC + dD其中a、b、c、d分别表示反应物与产物的摩尔系数。
接下来，需要获取反应物和产物的焓值。
一些常见的物质焓值可以在热化学手册或者其他参考资料中找到。
如果找不到特定物质的焓值，可以通过其他已知物质的焓值进行计算，使用反应焓的性质可以准确求得。
根据定压下的焓变化（ΔH），可以计算反应物和产物的焓变化。
热力学第一定律表明焓变化（ΔH）等于系统对外做功（w）加上热量变化（q）的和。
在恒压条件下，焓变化可以表示为：ΔH = q + PΔV其中P表示压力，ΔV表示体积的变化量。
在常压下，焓变化等于热量变化：ΔH = q当热量从系统中释放时，ΔH为负值，表示反应放热。
当热量转移到系统中时，ΔH为正值，表示反应吸热。
反应焓的计算还可以利用反应的标准生成焓（ΔH°）来进行。
标准生成焓是指在标准状况下，反应生成1摩尔化合物所释放或吸收的热量。
标准状况是指1大气压和25摄氏度。
反应的标准生成焓可以通过以下公式来计算：ΔH° = Σ(nΔHf°产品) - Σ(mΔHf°反应物)其中ΔHf°表示标准生成焓，n和m表示摩尔系数，产品和反应物的焓值由热化学手册或其他参考资料提供。
第七节化学反应焓
2H2(g)+O2(g) → 2H2O(l)
∆ r H m (298.15K) = - 571.66 kJ ⋅ mol-1
H2(g)+1/2O2(g) → H2O(g)
∆ r H m (298.15K) = - 241.82 kJ ⋅ mol-1
三、标准状态 气体： 气体： , p = p = 100kPa 且具有理想气体性质的状态 T 液、固体： T , p = p = 100kPa 下，纯物质的状态 固体： 溶液：溶质 ， 溶液：溶质B，
b = b = 1mol ⋅ kg
−1
−3
c = c = 1mol ⋅ dm
标准态不规定温度，每个温度都有一个标准态。 标准态不规定温度，每个温度都有一个标准态。 不规定温度
热化学方程式的书写规则： 热化学方程式的书写规则： 1.用 ∆ r H m (T ) 和 ∆ rU m (T ) 分别表示恒压和恒容反应的 用 标准摩尔反应热，正负号采用热力学规定。 标准摩尔反应热，正负号采用热力学规定。 方程式中应该注明物态（ 2.方程式中应该注明物态（分别用小写的s,l,g表示固, 温度、压力、组成（如浓度） 液,气）、温度、压力、组成（如浓度）等。对于固态 还应注明结晶状态。 还应注明结晶状态。 3.不注明反应的温度及压力时，都是指压力为100kPa， 不注明反应的温度及压力时，都是指压力为 不注明反应的温度及压力时 ， 温度为298.15K。 。 温度为
B
弹式量热计（bomb calorimeter) 弹式量热计
通入O 通入 2 搅拌器 通电导线 温度计
绝热壁
H2O
反应物
Q p与 QV 的关系的推导
反应焓的概念
反应焓的概念热力学是研究热现象和能量转化的学科，其中反应焓是一个重要的概念。
反应焓是指在恒压条件下，化学反应中吸收或释放的热量。
本文将从定义、计算和应用三个方面来介绍反应焓的概念。
一、定义反应焓是指在恒压条件下，化学反应中吸收或释放的热量。
在化学反应中，反应物的化学键断裂，形成新的化学键，这个过程中会伴随着热量的吸收或释放。
反应焓的正负号表示了反应过程中热量的吸收或释放情况。
当反应焓为正时，表示反应过程中吸收了热量，反应为吸热反应；当反应焓为负时，表示反应过程中释放了热量，反应为放热反应。
二、计算反应焓的计算需要知道反应物和生成物的热化学性质，包括热化学反应焓和热化学反应熵。
热化学反应焓是指在标准状态下，反应物和生成物之间的热量差，通常用ΔH表示。
热化学反应熵是指在标准状态下，反应物和生成物之间的熵差，通常用ΔS表示。
反应焓的计算公式为ΔH=ΔU+PΔV，其中ΔU为内能变化，P为压强，ΔV为体积变化。
在常温常压下，ΔU≈ΔH，因此可以用实验测得的反应热量来计算反应焓。
三、应用反应焓在化学工业中有着广泛的应用。
例如，在燃料电池中，反应焓可以用来计算电池的能量输出；在化学反应中，反应焓可以用来预测反应的热效应，从而优化反应条件；在热力学分析中，反应焓可以用来计算化学反应的平衡常数，从而预测反应的方向和速率。
总之，反应焓是热力学中一个重要的概念，它可以用来描述化学反应中的热效应，计算化学反应的平衡常数，预测反应的方向和速率。
在化学工业中，反应焓有着广泛的应用，对于优化反应条件和提高反应效率具有重要的意义。
第二章 热力学第一定律(3)
Δn(N 2 ) −1mol ξ= = =1 ν (N 2 ) −1
1 3 N 2 (g) + H 2 (g) = NH 3 (g) ξ = Δn(N 2 ) = −1mol = 2 2 2 −0.5 ν (N 2 )
应用反应进度时，需指明化学反应方程式。
4
2. 摩尔反应焓
设有一气相化学反应 T、p yA、yB、yY、yZ
18
2. 标准摩尔燃烧焓
(1) 定义 在温度为T的标准态下，由化学计量数νB= −1的β相态 的物质B(β)与氧进行完全氧化反应时，该反应的焓变即为 该物质B(β)在温度T 时的标准摩尔燃烧焓 Δ c H m (β,T ) 单位: kJ⋅mol−1 “完全氧化”是指在没有催化剂作用下的自然燃烧 含C元素：完全氧化产物为CO2(g)， 而不是CO(g); 含H元素：完全氧化产物为H2O(l)，而不是H2O(g); 含S元素：完全氧化产物为SO2(g)，而不是SO3(g); 含N元素：完全氧化产物为N2(g). 完全氧化物的 Δc H m = 0
Θ
Θ
Δ r H m = −∑ νB Δ c H m (B)
B
22
Θ
例 许多有机化合物与氧进行完全氧化反应很容易，要由单质直 接合成却难以在实验中进行。因此，有苯乙烯(g)的 ΔcHmӨ = − 4437 kJ/mol，试求同温度下的ΔfHmӨ。 解： 苯乙烯的生成反应
ΔH 1
p xO2(g) 纯态 +
Θ
ΔH 2
Θ
ΔH1 = Δ r H m + ΔH 2
p xO2(g) 纯态
aA 298.15 K 标准态
+
bB 298.15 K 标准态
Δr H m
化学反应热与反应焓的计算
影响因素
反应物和产物的状态 反应物和产物的浓度 反应温度和压力 催化剂和溶剂的影响
实验测定
量热计法：通过测量反应前后的温 度变化来计算反应热
稀释法：通过稀释强酸或强碱溶液 来测量反应热
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绝热法：在隔绝热源的条件下进行 反应，测量反应体系的温度变化
电化学法：利用电化学反应测量反 应热
焓变的影响因素
反应物和生成物的能量
反应温度
压力
反应物和生成物的浓度
反应焓在化学反 应中的应用
判断反应自发进行方向
利用反应焓计算反 应自发进行方向
判断反应自发进行 的条件是ΔH < 0
ΔH为负值时，反 应自发进行
ΔH为正值时，反 应不自发进行
计算反应平衡常数
定义：反应平衡常数是化学反应达到平衡状态时各物质的浓度比值，用于描述化学反应的平衡状态。
计算反应速率常数
反应速率常数的计算公式
反应速率常数的定义
反应速率常数与反应焓的关 系
反应速率常数的应用
计算反应机理
反应焓在化学反应中的重 要性
反应焓与反应机理的关系
如何利用反应焓计算反应 机理
反应焓在化学反应中的实 际应用
反应焓的计算实 例
燃烧热的计算
定义：燃烧热是指1mol物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量
反应焓
定义与概念
反应焓是化学反应过程中所释放或吸收的热量，用于衡量反应的热效应。 反应焓的符号为ΔH，其数值可通过反应物和生成物的焓值计算得出。 反应焓的单位是焦耳（J），在国际单位制中，反应焓是一个状态函数。 反应焓与反应温度、压力以及反应物和生成物的种类有关。
物理化学第三章2-07化学计量数、反应焓
3. 标准摩尔反应焓
①物质的标准态: 气体的标准态： 标准压力p 下的纯理想气体。 液、固体的标准态： p下 的纯液体或纯固体。
8
注意：1.标准压力p = 100kPa。 2.标准态的温度不作规定。 3.纯物质
4. 标准态下物质B的摩尔焓表示为： H B ,m (T) ②标准摩尔反应焓 反应中的各个组分均处在温度T 的标准态下，其摩 尔反应焓就称为该温度下的标准摩尔反应焓 . rHm(T)=
1
请同学们看下面一些化学反应：
氯化铵吸热分解和放热合成(气相中)
2
吸热反应Ba(OH)2•8H2O + 2NH4NO3 = Ba(NO3)2 + 2NH3 + 10H2O 系统吸热使潮湿木板上的水结 冰, 并与锥形瓶粘连
3
1. 反应进度
对任一反应： ①反应计量通式： ②化学计量数 aA + bB = lL + mM 0 = aA bB + lL + mM
§2.7 化 学 反 应 焓
反应焓（△r H）是指在一定温度压力下，化学反 应中生成的产物的焓与反应掉的反应物的 焓之差。 反应热效应 当系统发生反应之后，使产物的温度 回到反应前始态时的温度，系统放出 或吸收的热量，称为该反应的热效应。
化学反应的恒容热效应
化学反应的恒压热效应
Qv= △r U
Qp= △r H
dn B d B
引入反应进度的优点： N2 3 H2 2 NH 3 在反应进行到任意时刻，可以用任一反应物 或生成物来表示反应进行的程度，所得的值都是 相同的，即：
5
d nA d nB d nL d nM d A B L M
注意°： ① 的大小与选用哪种物质来表示无关。
反应焓燃烧焓生成焓的关系
反应焓燃烧焓生成焓的关系
反应焓、燃烧焓和生成焓是热化学中非常重要的概念，它们之
间有着密切的关系。
在化学反应中，物质发生变化时会释放或吸收
能量，而这些能量变化可以用反应焓、燃烧焓和生成焓来描述。
首先，让我们来看看反应焓。
反应焓是指在常压下，单位摩尔
物质在一定温度下从反应物转化为生成物时所吸收或释放的热量。
当一个化学反应发生时，反应物中的化学键会断裂，新的化学键会
形成，这个过程伴随着能量的变化，而反应焓就是描述这种能量变
化的物理量。
接下来是燃烧焓。
燃烧焓是指单位摩尔物质在常压下完全燃烧
时所释放的热量。
燃烧是一种氧化反应，当物质完全与氧气反应时，会释放出大量的能量，这个过程中释放的能量就是燃烧焓。
最后是生成焓。
生成焓是指在常压下，单位摩尔物质从其元素
状态形成一摩尔化合物时所吸收或释放的热量。
在化学反应中，生
成物的形成通常伴随着能量的变化，这个能量变化就是生成焓。
这三个概念之间的关系非常密切。
根据热力学第一定律，能量
守恒原则，一个化学反应的反应焓等于生成焓之和减去反应物的燃烧焓。
这个关系可以用数学公式表示为：
ΔH_reaction = ΣΔH_f(products) ΣΔH_f(reactants)。
这个公式说明了反应焓、燃烧焓和生成焓之间的关系。
通过这些概念，我们可以更深入地理解化学反应中的能量变化，从而更好地控制和应用这些反应。
因此，对这些概念的理解对于热化学的学习和应用至关重要。
化学反应的热力学与反应焓
化学反应的热力学与反应焓热力学是研究能量转化和传递规律的科学，与化学反应密切相关。
在化学反应过程中，热力学可以帮助我们理解反应的热效应以及反应的方向和速率。
本文将深入探讨化学反应的热力学原理，并着重讨论反应焓的概念和计算方法。
一、热力学的基本概念热力学是研究热现象、能量变化和转化的学科，是物理学的一个重要分支。
在化学反应中，热力学可以用来描述物质之间的相互作用以及能量的转化。
热力学主要关注以下几个基本概念：1. 系统与环境：在热力学中，我们将研究的对象称为系统，而系统外的一切则属于环境。
系统与环境之间通过热量和功进行能量交换。
2. 热量：热量是指能够引起物体温度升高或产生其他热效应的能量传递。
化学反应中，放出热量的反应称为放热反应，吸收热量的反应称为吸热反应。
3.功：功是指由系统对外界做的能量，可以是机械功、电功或化学功等。
化学反应中，可通过气体体积的变化来计算功。
二、反应焓的定义和计算反应焓是指化学反应中物质的焓变化，通常用ΔH来表示。
焓是热力学的基本函数之一，表示在定压条件下系统吸收或放出的热量。
焓的计算需要考虑反应物和产物的热容量、温度变化以及物质的摩尔数等因素。
1. 反应焓的定义：对于一定量的化学反应，反应焓定义为产物的总焓减去反应物的总焓。
当ΔH为正时，表示反应是吸热反应；当ΔH为负时，表示反应是放热反应。
2. 反应焓的计算：根据热容量的概念，我们可以将反应焓表示为热容量的乘积。
根据定压条件下焓的定义，反应焓的计算公式如下：ΔH = ΣΔHf(产物) - ΣΔHf(反应物)其中，ΔHf表示标准状况下物质的标准生成焓变，Σ表示对所有物质求和。
通过查阅相关数据表，我们可以获得物质在标准状况下的标准生成焓变的数值。
三、热力学与反应速率的探讨热力学与反应速率密切相关，反应焓的正负可以为我们提供有关反应速率的信息。
1. 反应焓与反应速率：反应速率与反应焓之间存在着密切联系。
在反应焓为正的反应中，需要吸收热量才能进行，反应速率较慢；而反应焓为负的反应则是放热反应，速率较快。
反应焓的定义
反应焓的定义《说说反应焓那些事儿》嘿，朋友们！今天咱来聊聊反应焓。
这反应焓啊，就像是化学反应这个大舞台上的一个神秘角色。
你可以把化学反应想象成一场热闹的派对。
在这个派对里，各种物质就像是来参加派对的小伙伴们，它们凑在一起，发生着各种奇妙的变化。
而反应焓呢，就是这场派对的一个重要指标。
它就像是一个裁判，衡量着这个化学反应过程中能量的变化情况。
比如说，有些反应会释放出大量的能量，就好像派对上突然放起了绚丽的烟花，光芒四射，让人惊叹。
这些反应的反应焓就是负值，意味着它们在向外释放能量呢。
而有些反应呢，则需要吸收能量，就像是派对上的小伙伴们在努力吸收知识一样，这个时候反应焓就是正值啦。
咱举个例子吧，就说燃烧吧，像木头燃烧，那可是熊熊大火，释放出好多热量，这时候反应焓就是负值，而且数值还不小呢。
再比如植物的光合作用，那是在吸收太阳光的能量来制造养分，这反应焓就是正的呀。
反应焓还能告诉我们很多关于化学反应的性质呢。
如果一个反应的反应焓很大，那说明这个反应在能量上有很大的变化，可能会很剧烈，很引人注目。
就像派对上突然出现的一场精彩表演，吸引了所有人的目光。
而且反应焓还和我们的日常生活息息相关呢。
比如我们用的燃料，像汽油、天然气，它们燃烧时的反应焓决定了能给我们提供多少能量，让我们的车子跑起来，让我们的家里暖和起来。
想想看，我们每天的生活中都有那么多化学反应在悄悄地进行着，而反应焓就像是一个默默记录着这一切的守护者。
反应焓虽然看不见摸不着，但它却在化学反应的世界里起着至关重要的作用。
它就像一个隐藏在幕后的导演，指挥着化学反应这场大戏的上演。
它让我们更加了解化学反应的本质，也让我们能更好地利用化学反应来为我们的生活服务。
所以啊，可别小看了这反应焓，它虽然神秘，却和我们的生活紧密相连。
让我们一起继续探索反应焓的奇妙世界吧！。
化学反应的热力学参数计算方法
化学反应的热力学参数计算方法热力学参数是衡量化学反应中能量变化的重要指标，包括反应焓、反应熵和反应自由能等。
正确计算这些参数对于理解反应的特性以及优化反应条件非常重要。
本文将介绍化学反应的热力学参数计算方法。
一、反应焓的计算方法反应焓是反应过程中吸热或放热的量度，对于热力学参数的计算至关重要。
以下是几种常用的反应焓计算方法：1.1 反应焓的热法计算方法根据热容量和温度变化的关系，可以通过实验测得的焓变和温度变化来计算反应焓。
常用的实验方法有恒温量热法和差示量热法。
1.2 反应焓的化学计算方法利用热力学数据和能量守恒原理，可以通过计算化学反应的产物和反应物的标准反应焓来推算反应焓。
该方法需要较为准确的热力学数据作为基础，可以参考各种热化学数据库或文献中提供的数据。
二、反应熵的计算方法反应熵是描述反应混乱程度或无序程度的物理量。
以下是几种常用的反应熵计算方法：2.1 统计热力学方法基于统计物理学的原理，可以通过计算反应物和产物的微观状态数来推算反应熵。
该方法需要对反应物和产物的分子结构和振动模式进行详细分析，并考虑宏观状态下的数量关系。
2.2 化学结构相关方法利用化学结构参数与熵的相关性，可以通过计算反应物和产物的化学结构参数（如键数、环数等）来估算反应熵的变化。
该方法适用于部分有机反应或聚合反应的熵计算。
三、反应自由能的计算方法反应自由能是反应系统在恒温、恒压条件下能量变化的度量，决定了反应的驱动力和可逆性。
以下是几种常用的反应自由能计算方法：3.1 热力学循环法通过构建热力学循环，将目标反应与已知反应相联系，从而利用已知反应的热力学参数推算目标反应的自由能。
该方法需要选择合适的已知反应，尽可能与目标反应相似。
3.2 基于热力学数据的计算方法通过利用已知反应的标准反应自由能和反应的平衡常数，可以根据热力学数据来计算目标反应的反应自由能。
该方法可以使用各种热化学数据库中提供的数据进行计算。
综上所述，化学反应的热力学参数计算涉及到多个方法和数据来源。
高中化学教学备课化学反应热力学与反应焓的计算
高中化学教学备课化学反应热力学与反应焓的计算高中化学教学备课化学反应热力学与反应焓的计算热力学是研究物质热现象的科学分支，而反应焓是热力学的重要概念之一。
在高中化学教学备课中，学生需要学习化学反应热力学的基本原理，并学会计算反应焓。
本文将介绍化学反应热力学的基本概念和计算方法，以帮助教师准备课堂教学。
I. 热力学的基本概念热力学研究物质在化学反应中吸收或释放的热能以及与其它形态能量之间的相互转化关系。
热力学的基本概念包括以下几个方面：1. 系统和周围：热力学研究的对象称为系统，系统以外的一切称为周围。
系统和周围之间可以进行热、功和物质的交换。
2. 热容和焓：热容是指系统吸收或释放的热能与温度变化之间的关系。
焓是指系统在常压条件下吸收或释放的热能。
3. 焓变：焓变是指化学反应过程中，反应物与生成物之间焓的变化。
焓变可以是正值（吸热反应）或负值（放热反应），并用ΔH表示。
II. 反应焓的计算方法计算反应焓可以采用以下两种方法：1. 化学反应热平衡恒定法：利用化学反应方程式和已知的反应焓数据，通过求解未知的反应焓，来计算化学反应的焓变。
例如，考虑以下化学反应方程式：A +B →C ΔH1C +D →E ΔH2通过已知反应焓数据ΔH1和ΔH2，可以计算出反应焓ΔH3：A +B + D → E ΔH3 = ΔH1 + ΔH22. 反应焓的燃烧法：将反应物燃烧完全，利用反应物的燃烧热和产物的燃烧热之间的差值来计算反应焓。
例如，考虑以下燃烧反应：CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O反应物为甲烷（CH4），其燃烧热为-890 kJ/mol；产物为二氧化碳（CO2）和水（H2O），其燃烧热分别为-395 kJ/mol和-286 kJ/mol。
则反应焓为：ΔH = （-395 kJ/mol -286 kJ/mol）-（-890 kJ/mol）= -189 kJ/molIII. 化学反应热力学的教学应用在高中化学教学中，可以通过以下方法来教授化学反应热力学和反应焓的计算：1. 理论知识的讲解：首先向学生介绍热力学的基本概念，包括系统与周围、热容和焓等。
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标准摩尔反应焓
T, pӨ
+
2mol H2
纯态
T, pӨ 1mol O2
纯态
rHmӨ
===
T, pӨ 2mol H2O(l)
纯态
注意：1. 仅为温度的函数 ∆rHmӨ (T) = f (T) 2. 反应各组分均处于温度T的标准态下，均为纯态
同温度下标准摩尔反应焓与摩尔反应焓的关系
始态
aA
T、ppӨ
例： nA nB nE nF
A
B
E
F
解：
-1
- 0.5
二、摩尔反应焓
T, p 0 T, p dξ
aA + bB = eE + fF yA yB yE yF yA yB yE yF
dH = H生成产物 – H消耗反应物
= (dnEHE + dnFHF – dnAHA – dnBHB)
= (eHE + fHF – aHA – bHB) dξ
r Cp,m CB p, m(B, )
解：r Hm (298K) = - f Hm (C2H5OH , g , 298K) - f Hm (HCl , g , 298K) + f Hm (C2H5Cl , g , 298K) + f Hm (H2O , g , 298K) = －19.23 kJ·mol1
r Hm f Hm (CO) 2f Hm (H2 ) f Hm (CH3OH)
r Hm f Hm (CH3OH) f Hm (CO) 2f Hm (H2 )
通式： r Hm Bf Hm (B, )
B
即T(298.15 K)下的标准摩尔反应焓等于同样温度下 参与反应的各组分标准摩尔生成焓与其计量数乘积 的代数和
纯物质 标准态
bB
＋ T、pӨ
纯物质
标准态
r
H
Ө
m
Ⅰ
yY
T、ppӨ
纯物质 标准态
zZ
＋ T、ppӨ
纯物质
标准态
H1
aA bB
T、p
组成恒定 混合态
rHm
Ⅱ
H 2
yY zZ
T、p
组成恒定
混合态
末态
∆rHmӨ + ∆ H2 = ∆H1 + ∆rHm 即 ∆rHmӨ = ∆H1 + ∆rHm - ∆ H2
C(石墨) ；S(正交)
注意：
写化学反应计量式时，一定要注明物质的相态
由 ∆fHmӨ(B, , T) 计算 rHm ：
例：25℃， p 下：
CO(g) + 2H2(g)
rHm
末态
CH3OH(g)
fHm(CO)
2fHm(H2)
始态
C(石墨) + ( 1/2)O2(g) + 2H2(g)
fHm(CH3OH)
单位： kJ ·mol-1
三. 标准摩尔反应焓
物质的标准态 （假想状态）
• 气体：在任意温度T，标准压力pӨ = 100kPa 下，表现出理 想气体性质的纯气体状态。
• 液体、固体：在任意温度T ，标准压力pӨ下纯液体、纯固 体状态。
对0 =ΣνB B的反应，各组分均处于温度T的标准态下，其摩 尔反应焓称为该温度下的标准摩尔反应焓。用∆rHmӨ (T)表 示。单位： kJ ·mol-1
f Hm (H2O, l) = –285.0kJ/mol
分析： C2H5OH(l)燃烧反应： C2H5OH(l) + 3O2(g) ==== 2CO2(g) + 3H2O(l)
由燃烧焓求反应焓 r Hm c Hm (C2H5OH, l)
由生成焓求反应焓 r Hm 2f Hm (CO2 , g)+3f Hm (H2O, l) f Hm (C2H5OH, l) 3f Hm (O2 , g)
rCp,m f (T )，将rCp,m关于T的函数关系式代入上式，积分
例:求下列反应在393 K 的反应的rHm (393 K) ： C2H5OH(g) + HCl(g) == C2H5Cl(g) + H2O(g) 已知：
物质
C2H5Cl(g) H2O(g)
C2H5OH(g) HCl(g)
f Hm (298 K) / kJ·mol1 －105.0 －241.84 －235.3 －92.31
+1.5O2
末态
CO2(g)+ 2H2O(l)
cHm(CH3OH)
r Hm c Hm (CH3OH) c Hm (CO) 2c Hm (H2 )
r Hm cHm (CO) 2cHm (H2 ) cHm (CH3OH) cHm (CH3OH) cHm (CO) 2cHm (H2 )
1 2
N2
(g)
3 2
H
2
(g)
NH 3
(g)
(N2 ) 0.5 (H 2 ) 1.5
(NH 3 ) 1
反应进度ξ的定义
即化学反应进行的程度
d dnB B
单位：mol
nB(0) 为反应起始时刻B的物质的量； nB(ξ) 为反应进行到ξ时B的物质的量。
反应进度总为正值。反应物 ∆nB< 0， νB < 0 产物 ∆nB > 0， νB > 0
= 2 (–393.5kJ/mol) + 3 (–285.0kJ/mol) – fHm(C2H5OH, l)
–0 故fHm(C2H5OH, l) = –275.0kJ/mol
【2.31】
(2) (1)
3. ∆rHmӨ随温度的变化--基希霍夫（Kirchhoff）公式
始态
待
求
aA
：
α
＋
bBβ
T
T
标准态
通式： rHm BcHm(B, )
即T(298.15 K)下的标准摩尔反应焓等于同样温度
下参与反应的各组分标准摩尔燃烧焓与其计量数乘 积的代数和的负值
注：对于同一个化学反应，既可以通过f Hm (B)计算， 也可以通过c Hm (B)计算,而且得到的r Hm是相同的。
反应H2 (g) + 1/2O2 (g)＝H2O(l) 的∆rHmӨ在下列说法中 不正确 （ ）
(BHB)d
摩尔反应焓
dH
d
BHB rHm
定T, p, yB
摩尔反应焓
dH HB B rHm d
定T, p, yB
在（T、p、yB )确定的状态下进行dξ微量的反应，引起的焓 变dH，折合成进行单位反应进度引起的焓变，称为该状态 下的摩尔反应焓。用∆rHm (T、p、yB) 表示，简写成∆rHm
(A) 是H2O(l)的标准摩尔生成焓 (B) 是H2 (g)的标准摩尔燃烧焓
(C) 与反应的∆rUmӨ 数值相等 (D) 与反应的∆rUmӨ 数值不等
分析： 利用 r Hm rUm B(g)RT
答案： C
例：C2H5OH(l)在25oC时, c Hm = –1367.0kJ/mol, 试用CO2(g) 和H2O(l)在25oC时的f Hm ，求算C2H5OH(l)在25oC时的 f Hm 。 已知： 298.15K ：f Hm (CO2, g) = –393.5kJ/mol
= (∆rU' - ∆rU) + p∆V 理想气体；固、液体 TU
= ∆TU + p∆V
=0
≈ p∆V = ∆ngRT
只考虑气体体积的变化
Qp QV ngRT B(g)RT
当 1mol， Qp,m QV ,m r Hm rUm B(g)RT
r Hm rUm B(g)RT
B(g)仅为参与反应的气态物质化学计量数的代数和
例：
2H2 (g) + O2 (g) == 2H2O (l)
∑ νB (g) = -3
NH2COONH4 (s) == 2NH3 (g) + CO2(g) ∑ νB (g) = 3
C6H6 (l) + 7.5O2 (g) == 6CO2 (g) + 3H2O (g) ∑ νB (g) = 1.5
C (石墨) + O2 (g) CO2 (g)
r Hm f Hm CO2 ,g
稳定相态单质
25℃，标准压力下： 稀有气体：He(g), Ne(g), Ar(g), Kr(g), Xe(g), Rn(g); 其他气体：H2(g), O2(g), N2(g), F2(g), Cl2(g); 液 体：Br2(l), Hg(l); 其余元素的稳定单质均为固态（一般选择最稳定的形态）：
2. 标准摩尔燃烧焓
在温度为T的标准态下，由化学计量数B= -1的相态的 物质B()与氧进行完全氧化反应时 ，该反应的焓变即为 该物质B()在温度T时的标准摩尔燃烧焓。
∆cHmӨ(B, , T)
单位: kJ ·mol-1
r Hm c Hm (B, ,T )
物质B (相) + O2(g)
完全氧化产物
(标准态, T) (标准态, T)
(标准态, T)
完全氧化
N N2(g); Cl HCl(aq) …
完全氧化产物的标准摩尔燃烧焓为零
由 ∆cHmӨ(B, , T) 计算rHm：
例：25℃， p 下： 始态
CO(g) + 2H2(g)
+1.5O2
cHm(CO)
2cHm(H2)
rHm
CH3OH(g)
标准态
r Hm T
末态
yYγ zZδ ＋
T
标准态
T
标准态
H1
H 2
已
知
aA
：
α
＋
298.15 K